Страницы Список страниц 9 10 11 12 13 · · ·  45                    

§ 31. Взаимосвязь между отдельными классами неорганических соединений

Многочисленные способы получения солей из веществ, принадлежащих к разным классам, говорят о том, что между этими классами неорганических веществ существует тесная взаимная связь. Приводимая ниже схема де-монстрирует эту взаимосвязь. Эта схема показывает также, что продуктом взаимодействия соединений разных классов во всех случаях являются соли. Таким образом, класс солей — веществ, наиболее сложных по составу, является связующим звеном между всеми классами неорганических соединений в целом.

Металлы → Основные окислы → Гидроокиси → Соли

Неметаллы → Кислотные окислы → Кислоты → Соли

§ 32. Окислительно-восстановительные реакции

Значительная часть химических реакций, с которыми до сих пор нам приходилось иметь дело, была так называемого обменного типа, т. е. молекулы сложных веществ в процессе реакции обменивались своими составными частями. Например:
AgNO3 + NaCl = AgCl + NaNO3
или в ионном виде
Ag+ + NO3 + Na+ + Cl = AgCl + Na+ + NO3
В таких реакциях величина валентности каждого атома или, как правильнее говорить в этом случае, величина степени окисления каждого атома остается неизменной. В отличие от валентности понятие степень окисления более условное, формальное. При ее определении мы предполагаем, что все атомы в молекуле соединены друг с другом ионными связями и, в зависимости от значения электроотрицательности, имеют либо положительный, либо отрицательный заряд. Например, атом водорода обычно бывает электроположительным, его степень окисления + 1, кислород всегда в соединениях имеет отрицательный заряд —2 и т. д. Это и является их степенями окисления. Для подсчета степени окисления каждого элемента, например азота в азотной кислоте HNO3, надо исходить из того, что всякая молекула в целом всегда электронейтральна.

Расставим над знаками водорода и кислорода значение их степеней окисления: HNО3(+1 -2). Теперь рассчитаем, какой должна быть степень окисления азота. В молекуле три атома кислорода, каждый имеет степень окисления —2. Следовательно, общее число отрицательных зарядов —2 х 3 = —6. Атом водорода со степенью окисления +1 только один. Следовательно, отрицательных зарядов оказывается на 5 больше, чем положительных. Этот избыток отрицательных зарядов должен быть уравновешен зарядом атома азота, который равен этому избытку по абсолютной величине, но противоположен по знаку, т. е.
степень окисления азота равна +5: HNО3(+ 1+5—2). Таким образом, в молекуле оказывается 6 положительных и 6 отрицательных зарядов, вследствие чего она электронейтральна.

■ 130. Определите степень окисления элементов в следующих соединениях: H2SO4, KNО3, H2SO3, H2S, FeSO4, CaSiO3. (См. Ответ)

Если требуется определить степени окисления элементов в солях более сложного состава, например в молекуле фосфата кальция Са3(РО4)2, то поступают следующим образом. Для определения степени окисления центрального атома фосфора пишут формулу кислоты, соль которой рассматривается (Н3РО4), и по ней определяют степень окисления фосфора: Н3РО4(+ 1 +5-2) . В солях фосфорной кислоты (как и других кислот) степень окисления фосфора (как и всякого центрального атома) та же, что и в самой кислоте. Степень окисления кальция (или другого металла) в составе соли определить несложно, она равна его валентности.

■ 131. Определите степени окисления элементов в следующих соединениях: сульфат железа (III), нитрат алюминия, сульфат магния, фосфат бария, карбонат натрия, силикат алюминия. (См. Ответ)

При окислительно-восстановительных процессах степень окисления элементов до и после реакции меняется. Поэтому в отличие от обменных реакций, которые называются электростатическими из-за того, что степень окисления элементов в них постоянна, окислительно-восстановительные реакции называют электродинамическими.
Для окислительно-восстановительных реакций составление уравнений сложнее. Их составляют на основе так называемого электронного баланса. Для этого условно считают, что всякое изменение степени окисления элемента связано с отдачей или принятием определённого числа электронов. Процесс отдачи электронов называют окислением, а принятия— восстановлением. Следовательно, атом или ион, которые отдают электроны, окисляются и одновременно являются восстановителями. Если атом или ион принимают электроны, то они восстанавливаются и одновременно являются окислителями. Окисление и восстановление — это две стороны одного процесса, они всегда протекают одновременно и не могут существовать независимо друг от друга. Для того чтобы атом отдал электроны, обязательно должен существовать другой атом, который у него эти электроны примет. Необходимо также знать, что в окислительно-восстановительных процессах число отданных электронов всегда равно числу принятых.

Всегда следует помнить, что при химических реакциях может изменяться только число электронов в атоме. Число положительных зарядов в ядре всегда остается неизменным. В нейтральном атоме электроны всегда полностью уравновешивают положительный заряд ядра. Если атом теряет часть своих электронов, то столько же положительных зарядов в ядре остаются неуравновешенными. Тогда и возникает положительная степень окисления. Например, если нейтральный атом алюминия отдаст 3 электрона, то три положительных заряда ядра при этом останутся неуравновешенными. Следовательно, атом перестает быть электронейтральным. Его заряд равен +3, т. е. степень окисления становится Аl(+3).

■ 132. Сколько электронов отдано атомами при следующих превращениях:

а) Cu0 — ? e → Cu+2
б) Fe0 — ? e → Fe+3
в) S0 — ? е → S+6
г) N0 — ? е →N+2
Какой процесс — окисление или восстановление — при этом происходит? (См. Ответ)

Если нейтральный атом принимает дополнительно к 1 своим еще несколько электронов, то у него появляется избыточный отрицательный заряд (отрицательная сте- I пень окисления), равный числу принятых электронов. 1 Например, если нейтральный атом серы примет два электрона, то они придадут ему заряд —2, т. е. степень окисления становится S-2.

■ 133. Сколько электронов принято атомами при следующих превращениях:
а) N0 + ? e → N-3
б) Cl0 + ? e → Cl-1
в) С0 + ? e →С-4
г) О0 + ? e → О-2
Какой процесс — окисление или восстановление — при этом происходит? (См. Ответ)

Если уже имеется положительная степень окисления,  то отдача или принятие электронов ее соответственно 1 изменяют. Например, если в процессе реакции степень окисления марганца изменилась с Мn+7 до Мn+4, то это значит, что атом марганца принял три электрона, они урав-новесили три положительных заряда марганца, а четыре остались неуравновешенными. Происходит процесс восстановления.
Таким образом, процесс восстановления всегда сопровождается понижением степени окисления. (Запишите это правило.)

■ 134. Сколько электронов принято атомами при следующих превращениях:
а) Мn+4 + ? e → Mn+2
б) Cr+6 + ? e → Cr+3
в) Fe+3 + ? e → Fe+2
г) Cu+2 + ? e → Cu0
д) Ag+1 + ? e → Ag0   (См. Ответ) 

В другом случае, когда степень окисления хрома меняется от Сr+3 до Сr+6, это значит, что Сr+3, имея три неуравновешенных положительных заряда, отдал три электрона, и теперь неуравновешенными оказались 6 положительных зарядов. Произошел процесс окисления.

Другими словами, возрастание величин степени окисления свидетельствует о том, что происходит процесс окисления. (Запишите.)

■ 135. Сколько электронов отдано атомами при следующих превращениях:
а) S-2 — ? e → S0;
б) S-2 — ? e → S+6;
в) Мn+2 — ? e → Мn+6
г) Мn+2 — ? e → Мn+7
д) N+2 — ? e → N+5      (См. Ответ)

Если обозначить схематически связь величины степени окисления с окислительно-восстановительными процессами, то схема будет выглядеть следующим образом:

Окисление


возрастание степени окисления
(отдача электронов)
Восстановление


убывание степени окисления
(принятие электронов)

В отдельных случаях изменение степени окисления бывает столь значительным, что она переходит из положительной в отрицательную или наоборот. Например, сера может изменить степень окисления с S+6 до S-2. В этом случае сера принимает 8 электронов: 6 уравновешивающих положительный заряд и еще 2, придающих избыточный отрицательный заряд. Происходит восстановление. Или наоборот: азот из степени окисления N-3 может перейти в N+2. В этом случае происходит отдача 5 электронов: атом азота отдает 3 избыточных электрона и еще 2, уравновешивающих два положительных заряда ядра.

■ 136. Как меняется число электронов в атомах при следующих изменениях степеней окисления:
а) N+2 → N-3
б) S+4 → S-2
в) S+6 → S+4
г) S-2 → S+6
д) N-3 → N+5
е) N+4 → N+2
ж) Mn+4 → Mn+7   (См. Ответ)

В каких из приведенных случаев происходит окисление, а в каких восстановление?
Учтя сказанное, можно перейти к составлению уравнений окислительно-восстановительных реакций. Как и во всех случаях составления уравнения реакции, для написания уравнения окислительно-восстановительных реакций необходимо знать исходные вещества и полученные продукты. Исходные вещества обычно даются, а полученные вещества определяют, исходя из условий реакции, на основе знания свойств элементов.
Сначала научимся составлять уравнения окислительно-восстановительных реакций с заранее известными продуктами. Рассмотрим схему реакции:
H23 + Вr2 → H2SO4 + HBr
(Запишите)
1. Прежде всего необходимо над каждым элементом расставить степень окисления (Запишите).
После расстановки степеней окисления схема будет иметь следующий вид:

окислительно восстановительные реакции

2. Затем следует найти и подчеркнуть элементы, меняющие степень окисления (Запишите). Следует помнить, что в молекулах простых веществ степень окисления атомов равна нулю.
3. Затем следует разобраться, какой элемент окисляется, какой восстанавливается и сколько при этом отдается и принимается электронов (Запишите). Это означает, что атом серы со степенью окисления S+4 отдал 2 электрона и превратился в S+6, т. е. сера является восстановителем. Записывается это следующим образом:
S+4 — 2е  → S+6
Атом брома принял один электрон, так как был нейтральным, а после реакции приобрел степень окисления —1. Схематически это изображается так:
Вr0 + е  → Br-1

Бром является окислителем, но поскольку молекула брома состоит из двух атомов, а электроны принимаются
обоими атомами, схема видоизменяется:
2Вr0+2е → 2Вr-1
Соединим схемы отдачи и принятия электронов и рассмотрим полученный электронный баланс:
S+4 — 2e → S+6
2Вr0 + 2е → 2Вr-1
(Запишите)
Количество отданных электронов должно быть равно количеству принятых. Их нужно уравнять, но наше уравнение не требует особого уравнивания, за исключением количества атомов брома. Поскольку мы вели расчет- на двухатомную молекулу, а в правой части равенства в молекуле НВr только один атом брома, то перед НВr необходимо поставить коэффициент 2:

окислительно восстановительные реакции

Если реакция протекает в растворе, то в ней может принять участие и вода. Мы видим, что в левой части равенства имеется два атома водорода, а в правой четыре. Следовательно, нужно добавить к левой части уравнения молекулу воды. Уравнение примет следующий вид:

Количество атомов кислорода в левой и правой частях равенства тоже должно совпадать. Подсчетом числа атомов кислорода в левой и в правой частях равенства производится проверка равнениям Уравнение данной реакции является весьма простым, оно не требует сложной расстановки коэффициентов. Однако могут быть случаи, когда приходится рассчитывать довольно сложные коэффициенты, например

Количество атомов кислорода в левой и правой частях равенства тоже должно совпадать. Подсчетом числа атомов кислорода в левой и в правой частях равенства производится проверка равнениям Уравнение данной реакции является весьма простым, оно не требует сложной расстановки коэффициентов.
Однако могут быть случаи, когда приходится рассчитывать довольно сложные коэффициенты, например:

Количество атомов кислорода в левой и правой частях равенства тоже должно совпадать. Подсчетом числа атомов кислорода в левой и в правой частях равенства производится проверка равнениям Уравнение данной реакции является весьма простым, оно не требует сложной расстановки коэффициентов. Однако могут быть случаи, когда приходится рассчитывать довольно сложные коэффициенты, например

После расстановки степеней окисления обнаруживаем, что они меняются у серы и азота. Составляем электронный баланс.

электронный баланс окислительно восстановительные реакции

Дополнительные множители для азота 40, для серы 3. Проставляем в уравнении коэффициенты для окислителя и восстановителя:
3As2S6 + 40HNO3 → H3AsО4 + 40NO + 15H2SО4
Подсчитываем количество атомов мышьяка:
3As2S6 + 4OHNO3 → 6Н3АsO4 + 40NO + 15H2SO4
В левой части равенство 40 атомов водорода, а в правой — 48. Следовательно, в левую часть следует поме стить еще 4 молекулы воды.
4Н2О + 3As2S6 + 40НNO3 → 6H3AsO4 + 40NO + 15H2SO4
Проверка подсчетом числа кислородных атомов показывает, что как в левой, так и в правой части по 124 атома кислорода.
Могут быть случаи, когда для протекания реакции требуется создать определенную среду, обусловливающую поведение окислителя и восстановителя. Примером может служить уравнение окислительно-восстановительной реакции, протекающей между хлоридом натрия и пермангана-том калия в кислой среде. Кислая среда обычно создается серной кислотой как наиболее устойчивой.
NaCl + KMnO4 + H2SO4 → Na2SO4 + K2SO4 + MnSO4 + Cl2
После определения степеней окисления схема будет иметь следующий вид:

окислительно восстановительные реакции

Марганец меняет степень окисления от Мn+7 до Мn+2, следовательно, принимает 5 электронов:
Mn+7 + 5e → Мn+2
Следовательно, марганец восстанавливается и является окислителем.

Атом хлора отдает электрон и становится нейтральным.

Cl-1 — e— → Cl0

Поскольку нейтральные атомы хлора соединяются в молекулу, состоящую из двух атомов хлора, схема изменится следующим образом:

Cl-1 — 2e— → Cl0

Хлор окисляется и является восстановителем. Рассмотрим полученный электронный баланс:

электронный баланс

Уравняем количество электронов, найдя для них наименьшее общее кратное и дополнительные множители. Наименьшим общим кратным является 10. Дополнительные множители для марганца —2 и для хлора—5. Они и будут основными коэффициентами для окислителя и восстановителя. Расставляем их и получаем следующую схему.
10NaCl + 2KMnО4 + H2SО4 → Na2SО4 + K2SО4 + 2MnSО4 + 5Cl2
Коэффициент 5, найденный для хлора, вычисляют, исходя из двухатомной молекулы хлора. Поэтому в левой части равенства, где хлора один атом в молекуле NaCl, ставят коэффициент 10, а не 5. Исходя из полученных коэффициентов, путем простых арифметических подсчетов находят и расставляют остальные коэффициенты и количество молекул воды. В результате получается следующее уравнение:
10NaCl + 2КМnO4 + 8H2SO4 → 5Na2SO4 + K2SO4 + 2MnSO4 + 5Сl2 + 8Н2O
Рассмотренная окислительно-восстановительная реакция протекает фактически между двумя; веществами: перманганатом и поваренной солью. Какую же роль играет серная кислота? Всякая реакция может протекать лишь в том случае, если для нее создается определенная благоприятная среда — кислая, щелочная или нейтраль-ная. Есть реакции, которые протекают только в кислой среде, а есть реакции, протекающие только в щелочной среде. Кислая среда чаще всего создается серной кислотой как наиболее устойчивой, а щелочная — едким натром NaOH или едким кали КОН. В данной реакции, которая протекает в кислой среде, серная кислота играет роль среды. Кроме того, поскольку серная кислота в результате реакции образует сернокислые соли металлов, участвующих в реакции, ее называют также солеобразователем.

■ 137. Напишите уравнения следующих реакции, протекающих в кислой среде:
а) К2Cr2O7 + KI + H2SO4 → Cr2(SО4)3 + I2 + K2SO4
б) NaNO3 + NaI + H2SO4 → NO + I2 + Na2SO4
в) KBrO3 + NaCl + H2SO4 → Cl2 + KBr + Na2SO4
г) K2CrO7 + FeSO4 + H2SO4 → Cr(SO4)3 + Cr(SO4)3 + Fe2(SO4)3 + K2SO4
д) NaN2 + KMnO4 + H2SO4 → NaNO3 + MnSO4 + K2SO4   (См. Ответ)

Рассмотрим еще один пример, где окислитель является одновременно и средой, а именно взаимодействие азотной кислоты с медью:
Сu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO

Сначала определим степень окисления элементов:

окисление меди азотной кислотой

Затем найдем элементы, меняющие степень окисления. Здесь мы видим, что не весь азот азотной кислоты меняет степень окисления, а только часть его. Некоторое количество атомов азота остается со степенью окисления +5. Составим электронный баланс:

окислительно восстановительные реакции

Здесь мы учитываем лишь те атомы азота, которые меняют степень окисления. Находим дополнительные множители, с их учетом схема приобретает следующий вид:
3Cu + 2HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 2NO
Однако в этой схеме учтен лишь расход азота как окислителя. Нужно учесть еще азот, израсходованный на образование 3 молекул нитрата меди 3 Cu(NO3)2. Для этого нужно еще 6 атомов азота. Следовательно, перед формулой азотной кислоты нам следует поставить коэффициент 8:
3Cu + 8HNO3 → 3Сu(NO3)2 + 2NO

Теперь определим количество молекул воды в правой части равенства по числу водородных атомов:
3Cu + 8HNО3 → 3Cu(NО3)2 + 2NO + 4Н2О
Проверка равенства подсчетом кислородных атомов показывает, что равенство справедливо.

■ 138. Составьте уравнения окислительно-восстановительных реакций:
а) Zn + HNO3 → Zn(NО3)2 + N2
б) Sn + HNO3 → Sn(NО3)2 + N2O;
в) Cu + HNO3 → Cu(NО3)2 + NO2;
г) KMnО4 + HCl → MnCl2 + Cl2 + KCl;
д) K2Cr2O7 + HCl → KCl + CrCl3 + Cl2     (См. Ответ)

Окислительно-восстановительные реакции, как уже сказано, могут протекать и в щелочной среде, например:
Na2SO3 + Cl2 + NaOH → NaCl + Na2SO4
Определяем степени окисления атомов элементов в уравнении и находим те, у которых степень окисления меняется:

степень окисления атомов элементов

Составляем электронный баланс:

электронный баланс

Электронный баланс показывает, что S+4 в данной реакции является восстановителем, а Сl0— окислителем. Поскольку коэффициентов перед окислителем и восстановителем не требуется, следует поставить коэффициент 2 лишь перед формулой NaCl, так как в электронном балансе учитывался хлор в молекуле Сl2:
Na2SO3 + Cl2 + NaOH → 2NaCl + Na2SO4
После этого рассчитываем по числу атомов натрия расход молекул едкого натра:
Na2SO3 + Cl2 + 2NaOH → 2NaCl + Na2SO4

Наконец, учитываем число образовавшихся молекул воды:

Na2SO3 + Cl2 + 2NаOH = 2NaCl + Na2SO4+ H2O
Таким образом, щелочь в окислительно-восстановительной реакции посредством входящего в ее состав атома щелочного металла связывает все образующиеся в процессе реакции анионы в соли этого металла.

■ 139. Расставьте коэффициенты в следующих уравнениях:
а) МnО2 + КClO3 + КОН → К2МnO44 + KCl;
б) КСrО2 + РbО2 + КОН → К2СrO4 + К2РbО2;
в) Cr2(SO4)3 + NaOH + Сl2 → NaCl + Na2CrO4 + Na2SO4;
г) MnCl2 + КBrO + КОН → MnO2 + КВr.     (См. Ответ)

Особого внимания заслуживают окислительно-восстановительные реакции, протекающие с участием перекиси водорода, которая довольно широко применяется в химии, в частности и в аналитической.
Перекись водорода в зависимости от условий может вести себя как окислитель или как восстановитель. При составлении электронного баланса получается, что степень окисления каждого кислородного атома в перекиси водорода равна —1, что не совпадаете величиной валентности кислорода, которую он в действительности проявляет в этом соединении. Если два атома кислорода, входящие в состав перекиси водорода, примут еще по одному электрону, то получаются атомы кислорода с обычной степенью окисления —2. В этом случае перекинь водорода проявляет свойства окислителя. Однако электроны могут быть отданы и тогда образуется нейтральный кислород. В этом случае перекись водорода функционирует как восстановитель. Рассмотрим оба случая.

перекись водорода как восстановитель

перекись водорода как восстановитель

Ясно, что в этом случае перекись водорода проявляет восстановительные свойства.

В расставляем коэффициенты у окислителя и восстановителя:
Н2О2 + 2КМnO4 + КОН → 2K2MnO4 + Н2О + О2
По числу атомов калия определяем число молекул щелочи, пошедшее на реакцию, а затем определяем и число молекул воды:
Н2О2 + 2КМnO4 + 2КОН → 2К2МnO4 + 2Н2О + О2

перекись водорода как восстановитель

Составим электронный баланс, из которого явствует, что перекись водорода в данном случае является окис-ль:перекись водорода окислитель

Расставляем коэффициенты для окислителя и восстановителя:
2КI + H2O2 + H2SO4 = I + 2Н2O + K2SO4
Проверив уравнение подсчетом числа кислородных атомов в левой и правой частях равенства, убеждаемся, что оно справедливо.

■ 140. Расставьте коэффициенты в следующих уравнениях:
а) СrСl3 + Н2O2 + КОН → К2СrO4 + КСl + Н2O
б) H2S + Н2O2 → H2SO4 + Н2O
в) I2 + H2O2 → HIO3 + H2O
г) HIO3 + H2O2 → I2 + O2
д) H2O2 + HClO → HCl + O2  (См. Ответ)

Однако научиться находить коэффициенты в уравнениях окислительно-восстановительных реакциях — еще не значит уметь их составлять. Нужно знать поведение веществ в окислительно-восстановительных реакциях. Необходимо уметь предусмотреть ход реакций,mопределять состав образующихся продуктов в зависимости от условий реакции.
Для того чтобы разобраться, в каких случаях элементы ведут себя как окислители, а в каких — как восстановители, нужно обратиться к периодической системе элементов Д. И. Менделеева.

Если речь идет о простых веществах, то восстановительные свойства должны быть присущи тем элементам, которые имеют больший по сравнению с остальными атомный радиус, небольшое число (1—3) электронов на внешнем слое и в связи с этим могут сравнительно легко их отдавать. Это в основном металлы. Наиболее сильными восстановительными свойствами из них обладают щелочные и щелочноземельные металлы, расположенные в главных подгруппах I и II групп периодической системы, например натрий, калий, кальций и др.

Наиболее типичные неметаллы, имеющие близкую к завершению структуру внешнего электронного слоя и значительно меньший по сравнению с металлами того же периода атомный радиус, довольно легко принимают электроны и ведут себя в окислительно-восстановительных реакциях как окислители. Наиболее сильными окислителями являются легкие элементы главных подгрупп VI — VII группы например фтор, хлор, бром, кислород, сера и др. Вместе с тем надо помнить, что деление простых веществ на окислители и восстановители так же относительно, как и деление на металлы и неметаллы. Если неметаллы попадают в среду, где присутствует более сильный окислитель, то они могут проявить восстановительные свойства.
Элементы в разных степенях окисления могут вести себя по-разному. Элементы в высшей положительной степени окисления не могут проявлять восстановительных свойств, а проявляют только окислительные. Например: N(+5) (HNO3, КNO3 и др.), Cl(+7) (HClO4),S(+6)(H2SO4) и т. д.
С точки зрения понятия «степень окисления» это объяснить несложно. У атомов элементов в высшей степени окисления с внешнего слоя как бы отдано максимальное число электронов; больше они отдать не могут, могут лишь принимать.

На внешнем электронном слое у N(+5). электроны отсутствуют.
Элементы в отрицательных степенях окисления, наоборот, имеют максимально завершенный внешний электронный слой. Например: S(+16) 2, 8, 6 и S(+16) 2, 8, 8. При рассмотрении внешнего электронного слоя атома серы мы видим, что он максимально завершен. Следовательно, атом S(-2) больше электронов принимать не может, а может лишь отдавать. Это говорит о том, что S(-2) может проявлять лишь восстановительные свойства, а окислительных — не может.

Элементы в не максимальных положительных степенях окисления, имеющие некоторое число электронов на внешнем слое, могут как отдавать, так и принимать электроны и, следовательно, вести себя как окислитель и как восстановитель в зависимости от условий. Например: N, S, имеющие, соответственно, структуры N(+7) 2,2 и S(+16) 2, 8, 2, попадая вереду, где присутствует сильный окислитель, ведут себя как восстановители. И наоборот, в восстановительной среде они ведут себя как окислители.

■ 141. Составьте уравнения следующих окислительно-восстановительных реакций, если известны конечные степени окисления элементов:
а) С + HNO3 → (C+4; N+2)
б) Р + HNO3 → (P+5;N+2)
в) РН3 + KMnO4 + H2SO4 → (Mn+2; P+5(См. Ответ)

Грамм-эквивалент окислителя или восстановителя вычисляется делением моля на число отданных или принятых электронов.

§ 33. Электролиз , как окислительно-восстановительный процесс

Окислительно-восстановительные реакции могут происходить и при участии электрического тока.
Например, если расплавить поваренную соль, то происходит расщепление кристаллической решетки на ионы:
2NaCl ⇄ Na+ + Cl-
При этом образуются катион натрия и анион хлора. Если затем опустить в расплав электроды постоянного электрического тока, происходит следующее. Направляясь к катоду, катион натрия получает с него один электрон, т. е. происходит восстановление:
Na+ + e→Na0

Следовательно, катод, на котором имеется постоянный избыток электронов, является восстановителем. К аноду направляется анион хлора. Поскольку на аноде постоянный недостаток электронов, атом хлора отдает электрон, т. е. окисляется: Сlе → Сl0
Таким образом, а н о д, на котором постоянный недостаток электронов, является окислителем. Итак, всякий электролиз есть окислительно-восстановительный процесс, протекающий под действием электрического тока.
(Запишите)
В связи с тем что при электролизе в реакции принимает участие электрический ток, окислительно-восстановительный процесс приобретает ряд особенностей. Например, при электролизе водных растворов солей в процессе принимает участие вода. Так, электролиз раствора поваренной соли протекает по несколько иной схеме, нежели электролиз расплава. В растворе, помимо диссоциации, соли, протекает весьма слабо диссоциация воды:
Н2O ⇄ Н+ + OH
Таким образом, в растворе образуется два вида катионов (Na+ и Н+) и два вида анионов (Сl и ОН).
В ряду напряжений металлов натрий стоит намного левее водорода. Следовательно, он активнее, а значит, и легче отдает электроны. Если же речь идет (как в данном случае) о принятии электронов на катоде, то ион натрия, наоборот, будет труднее принимать электроны, чем ион водорода, и, следовательно, на катоде будет восстанавливаться не металлический натрий, а водород:
Н+ + е → Н (0)
Ионы же натрия будут находиться в растворе до тех пор, пока полностью не разрядятся ионы водорода.
К аноду направятся анионы Сl и ОН. Эти анионы также неодинаковы. Анион Сl легче отдает свой электрон, чем анион ОН-, поэтому на аноде будет окисляться хлор, превращаясь в нейтральные атомы хлора:
Сl — е → Сl0
В большинстве случаев анионы, состоящие из атомов одного элемента, такие, как Сl, Вr, I, S2- и т. п., окисляются на аноде быстрее, чем гидроксильная группа.

Таким образом, при электролизе раствора поваренной соли на электродах получаются водород и хлор, а в растворе остаются ионы Na+ и ОН. Эти ионы представляют собой в диссоциированном виде едкий натр NaOH.

■ 142. Почему при электролизе расплава NaCl можно получить металлический натрий, а при электролизе раствора NaCl era получить нельзя?
143. Чем объяснить, что в растворе при электролизе NaCl образуется щелочь NaOH?
144. Как осуществляется электролиз раствора KI?
145. В чем отличие процесса электролиза раствора СuСl2 от электролиза раствор а NaCl? (См. Ответ)

Если электролизу подвергается раствор сульфата натрия Na2SO4, который диссоциирует по уравнению:
Na2SO4 ⇄ 2Na+ + SO24
то в растворе образуется опять-таки два вида катионов (Na+ и Н+) и два вида анионов (SO42- и ОН-).
В этом случае, как и в предыдущем, на катоде происходит восстановление водорода Н+ + е—> Н0, а на
аноде — окисление гидроксила, так как сложные анионы (SO24 NO3 и т. п.) окисляются с большим трудом (стр. 395. табл. 5). На аноде идет процесс
2OН — 2е → [2OН] → Н2О + [О] ↑
и выделяется чистый кислород. Таким образом, процесс фактически сводится к электролизу воды, а соль в неизменном количестве остается в растворе.
Процесс электролиза широко применяется в ряде производств, частности, это единственный экономически выгодный промышленный путь получения активных металлов, таких, как калий, натрий, алюминий, а также активных неметаллов, например хлора, фтора и т. п.
Электролиз широко применяется при покрытии одного металла другим для защиты от коррозии. Например, при никелировании, хромировании и т. д. покрываемое изделие помещают в ванну с раствором никеля или хрома, подключают к катоду и ждут, когда на нем появится слой металла нужной толщины. Скорость протекания процесса зависит от силы и напряжения тока, а также от ряда других причин, зная которые, можно вычислить количество образующегося металла.

Способ наращивания металла на поверхности изделия электролитическим путем позволяет снимать точнейшие слепки и копии. Этот способ называется гальванопластикой.

11

10 12